QUÍMICA MODERNA

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QUÍMICA MODERNA
A história da Química desde milhares de anos antes de Cristo, está essencialmente ligada ao desenvolvimento da humanidade, já que abarca todas as transformações de matérias e teorias correspondentes. Com frequência a história da química se relaciona intimamente com a história dos químicos e — segundo a nacionalidade ou tendência política do autor — ressalta em maior ou menor medida os sucessos alcançados num campo ou por uma determinada nação.
A ciência química surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia populares entre muitos dos cientistas da época. Considera-se que o princípio básico da química foi vista pela primeira vez na obra do cientista britânico Roberto Boyle: (1661). A química, como denominada actualmente, começa a ser explorada um século mais tarde com os trabalhos do francês Antoine Lavoisier e as suas descobertas em relação ao oxigénio com Carl Wilhelm Scheele, à lei da conservação da massa e à refutação da teoria do flogisto como teoria da combustão.
Foi nesta época que a química se desenvolveu como ciência. As ideias de Lavoisier deram aos químicos a primeira compreensão sólida sobre a natureza das reacções químicas.  
Lavoisier impulsionou novos trabalhos, como o de John Dalton sobre a teoria atómica.  
O químico italiano Amadeo Avogadro formulou sua própria teoria (A Lei de Avogadro).
Química Moderna da metade do século XX até hoje
Entre os séculos III a.C. e o século XVI d.C a química estavam dominados pela alquimia. Na investigação alquímica desenvolveram-se novos produtos químicos e métodos para a separação de elementos químicos. Deste modo foram-se assentando os pilares básicos para o desenvolvimento de uma futura química experimental. 
Antoine Lavoisier é considerado o pai da química moderna. A química, como é conhecida actualmente, começa a desenvolver-se entre os séculos XVI e  XVII. Nesta época estudou-se o comportamento e propriedades dos gases estabelecendo-se técnicas de medição. Pouco a pouco se foi desenvolvendo e refinando o conceito de elemento como uma substância elementar que não podia ser descomposto em outras. Também esta época desenvolveu-se a teoria do flogisto para explicar os processos de combustão. As teses de Lavoisier, deram aos químicos a primeira compreensão sólida sobre a natureza das reacções químicas. O trabalho de Lavoisier levou um professor inglês chamado John Dalton a formular a teoria atómica. Pela mesma época, um químico italiano chamado Amedeo Avogadro formulou sua própria teoria (A Lei de Avogadro), concernente a moléculas e suas relações com temperatura e pressão.
Por volta do século XVIII a química adquire definitivamente as características de uma ciência experimental. Desenvolvem-se métodos de medição cuidadosos que permitem um melhor conhecimento de alguns fenómenos, como o da combustão da matéria, descobrindo Antoine Lavoisier o oxigénio e assentando finalmente os pilares fundamentais da química moderna.
Com o desenvolvimento da química, na Segunda metade do séc. XVIII, acumularam-se fatos que, para serem explicados, necessitavam de uma teoria sobre a constituição da matéria.
Por volta de 1785,  Antoine Laurent de Lavoisier demonstrou que não há variação da massa numa reacção química:
A teoria Atómica e Molecular 
Todos nós sabemos que os processos químicos podem ser descritos através de equações, tratando-se elas ou não de reacções reversíveis. Isto demonstra claramente que as reacções químicas podem ser intrepertadadas qualitativa e quantitativamente. Além dos tipos atómicos, são descritas nessas equações, as relações estequiométricas inerentes a reacções específicas. Deste modo, qualquer reacção química
A + B = C + D
Tem como base uma Conceição molar quantitativa.
A formação histórica de cada conceito quantitativo mostra-nos a importância, da experimentação, da formulação de hipóteses e teorias no âmbito da Química.
A adopção de um modelo quantitativo na Química e o reconhecimento intrínseco da estrutura atómica da matéria determinam o início de uma nova era na Química. Senão vejamos:
Experiencias do séc. XVIII levaram a formulação da lei de conservação da massa por Lomonossov (1748) e Lavoisier(1774): 
“Numa reacção química a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos” 
Outras regularidades são descobertas e reconhecidas mais tarde: por Proust:
“Dois elementos reagem entre si numa relação de massas constante (lei das proporções constantes) ”
Segundo DALTON, “Se dois elementos se combinam formando mais do que um composto a primeira lei permanece válida mas ocorre também a lei das proporções múltiplas, que diz que a relação das massas de 2 ou mais elementos que reagem mutuamente formando compostos diferentes corresponde a números inteiros simples” 
Como são os exemplos da formação dos óxidos de Chumbo 2, 4 e 2-4 nas proporções respectivas de 1:1, 1:2 e 1:3).
Até aos princípios do séc. XIX as ideias atomísticas de Demócrito e Aristóteles permaneceram encobertas de um carácter especulativo e esquecidas. Em 1808, Dalton, baseando-se nela e tendo tomado como verdadeira a ideia da descontinuidade da matéria, desenvolveu e esclareceu uma teoria atómica tendo como base resultados experimentais. A partir dela Dalton formulou os seguintes postulados da sua teoria:
Os elementos químicos são formados por átomos;
Os átomos não podem ser criados nem destruídos;
Átomos do mesmo elemento são idênticos (m);
Átomos de elementos diferentes são diferentes;
A combinação entre átomos nos compostos corresponde a números inteiros simples.
Deste modo ficavam esclarecidas as leis das proporções constantes e múltiplas bem como a lei da conservação da massa. As relações de massa nelas encontradas advinham do facto de que átomos de um elemento reagem com um certo nº de átomos de outro elemento.
Relações quantitativas similares podem ser encontradas nas reacções dos gases. Gay- Lusac e Humboldt que verificaram mais tarde que os gases reagem em proporções de volume correspondentes a números inteiros simples (exº formação da agua, do NO e do amoníaco nas proporções de 2:1, 1:1 e 1: 3 respectivamente)
Como se pode verificar, as relações de massa e volume durante as reacções químicas são similares. Deste modo, a hipótese atómica de Dalton pode ser aplicada para esclarecer a variação de volume decorrente amiúde nas reacções gasosas.
Se tomar-mos em consideração que existe um mesmo nº de átomos para volumes gasosos iguais, então fica esclarecida a ocorrência de números inteiros nas relações de volume (exº 2 Volumes de Hidrogénio + 1 Volume de Oxigénio = 2 Volumes de Água).
Tendo porém em consideração que para o mesmo volume gasoso em condições normais de temperatura e pressão existe o mesmo nº de partículas n, então dever-se-ia esperar uma partícula atómica do oxigénio em ambas as partículas do produto da reacção, quer dizer, o oxigénio teria que ser divisível (contradição experimental).
Esta contradição ficou resolvida pela hipótese molecular de A. Avogadro (1811), a partir da qual o mesmo volume de qualquer gas em condições semelhantes, incluindo os átomos, conte o mesmo nº de moléculas. Isto permite concluir que as unidades químicas mais pequenas são as moléculas e que os elementos químicos podem existir sob a forma de moléculas.
Daí sugerem-se certas consequências para a hipótese atómica e molecular:
	
A hipótese atómica de DALTON "colocou a mercê da Ciência do séc. XIX a questão sobre como átomos do mesmo elemento e ou de elementos diferentes se combinavam; sobre que propriedades apresentariam os átomos como parte integrante das moléculas e sobre a relação entre os átomos nas moléculas".
Os trabalhos de sistematização dos átomos no Sistema Periódico, tem aqui o seu ponto de partida como também as investigações posteriores sobre a composição das moléculas (tamanho, estrutura etc).
Evolução da teoria atômica
Demócrito (séc. V a.C)
Este filósofo grego, observou que uma rocha era divisível em cascalho, o cascalho em areia e a areia em pó. Pensou que deveria existir um limitepara essa divisão! Deveriam existir pequenas partículas indivisíveis: os Átomos. 
Aristóteles (séc IV a.C.)
Aristóteles não acreditava em átomos. Para ele tudo era constituído por quatro elementos: Terra, Ar, Água e Fogo. Devido à teoria de Aristóteles o átomo foi esquecido durante mais de 2000 anos. Dalton (1806) Dalton foi o pai da teoria atómica
Devido a resultados experimentais, Dalton “ressuscita” a teoria atómica.
 Toda a matéria é constituída por átomos.
Os átomos são esferas indivisíveis e indestrutíveis.
Átomos de diferentes elementos combinam-se formando compostos.
Os átomos do mesmo elemento são iguais, embora difiram de elemento para elemento.
Thomson (1897)
Descobre uma partícula com carga eléctrica negativa que provém do átomo: o electrão!
Segundo ele os átomos eram esferas carregadas positivamente com electrões no seu interior, de forma a tornar-se neutro. O modelo de Thomson era o Modelo de umPudim de Passas.
Rutherford (1910)
Rutherford propõe que os átomos são compostos por um pequeno núcleo interior de carga positiva e por electrões que orbitam em torno desse núcleo (modelo planetário). Em 1914, descobre uma partícula do núcleo com carga eléctrica positiva: o protão!
Niels Bohr (1913)
Bohr modifica ligeiramente o modelo de Rutherford, com os seguintes postulados Os electrões só podem descrever determinadas órbitas circulares bem definidas (com determinados raios) ou seja estados estacionários em torno do núcleo.
A cada órbita corresponde um valor bem definido de energia: níveis de energia, entre esses níveis há intervalos de energia que o electrão nunca ocupa.
O número máximo de electrões suportados por cada nível é dado por 2n2.
Potencialidades e Limitações de Cada Teoria
Resumindo: 
Dalton acreditava que o átomo era uma esfera maciça, homogénea, indestrutível, indivisível e de carga eléctrica neutra. 
Se fizermos uma comparação, os átomos seriam semelhantes a bolinhas de guinde: maciças e esféricas.
Muitas dessas teorias são aceitas até hoje, mas algumas já são ultrapassadas, vejamos porque:
Os elementos químicos são formados por pequenas partículas denominados átomos - Válido até hoje. Os átomos são partículas maciças e indivisíveis - Incorrecto, pois o átomo é descontínuo e divisível.
Os átomos de um mesmo elemento têm massas iguais e os átomos de elementos diferentes têm massas diferentes - Incorrecto, devido à existência de isótopos, todos os átomos de um elemento não têm a mesma massa.
Os átomos dos elementos permanecem inalterados nas reacções químicas - Válido até hoje. Inclusive essa definição explica bem porque a massa é conservada nas reacções químicas. Os compostos são formados pela ligação dos átomos dos elementos em proporções fixas - Coreto. 
Essa é a Lei da composição definida, ela explica porque cada composto é caracterizado por proporções fixas. Cada átomo de um dado elemento presente em um composto tem a mesma massa, sendo assim, a composição deve ser sempre a mesma.
Em 1911, Rutherford apresentou a sua teoria para o seu modelo atómico, afirmou que o modelo vigente até então, também conhecido como "pudim de passas", que foi feito por J. J. Thomson, estava incorrecto. Rutherford afirmou com seu experimento, que o átomo não era apenas uma esfera maciça de carga eléctrica positiva incrustada com electrões como dizia J. J. Thomson. 
Segundo RUTHERFORD, "o átomo teria na verdade um núcleo de carga eléctrica positiva de tamanho muito pequeno em relação ao seu tamanho total, sendo que este núcleo, que conteria praticamente toda a massa do átomo, estaria sendo rodeado por electrões de carga eléctrica negativa, os quais descreveriam órbitas helicoidais em altas velocidades. 
Falha no modelo de Rutherford
A falha do modelo de Rutherford é mostrada pela teoria do electromagnetismo, de que toda partícula com carga eléctrica submetida a uma aceleração origina a emissão de uma onda electromagnética. O electrão em seu movimento orbital está submetido a uma aceleração centrípeta e, portanto, emitirá energia na forma de onda electromagnética. Essa emissão, pelo Princípio da conservação da energia, faria com que o electrão perdesse energia cinética e potencial, caindo progressivamente sobre o núcleo, fato que não ocorre na prática. A falha foi corrigida pelo modelo atómico de Bohr, de seu aluno e colega de trabalho Niels Bohr, que dizia que considerava a ideia de um modelo atómico planetário bonita demais para estar errada. Assim, com o auxílio das descrições quânticas da radiação electromagnética propostas por Albert Einstein e Max Planck, conseguiu completar a teoria de Rutherford, ficando assim conhecida como modelo atómico - molecular de Rutherford-Bohr.
Estrutura Atómica Actual
Átomo é a partícula mais pequena que é possível obter, determinado elemento químico, e que ainda caracteriza esse elemento químico.
Ele apresenta um núcleo que apresenta quase toda sua massa mais que 99,9% e um determinado número de electrões em volta desse núcleo. É também importante saber que, num átomo, o número de protões é sempre igual ao número de electrões.
Ate ao final do século XIX, era considerado a menor porção em que se podia dividir a matéria. Mas nas duas últimas décadas daquele século, as descobertas do protão e do electrão revelaram que essa ideia estava errada.
Posteriormente o reconhecimento do electrão e de outras partículas sob atómicas reforçou a necessidade de revisão do conceito do átomo.
Actualmente se sabe que os átomos são constituídos por três tipos diferentes de partículas fundamentais. 
No núcleo (centro) do átomo onde estão os protões e os neutrões, em quanto que os electrões giram em seu redor. 
Se sabe que os electrões possuem carga negativa, massa muito pequena e que se movem em orbitais ao redor do núcleo atómico.
O núcleo atómico é situado no centro do átomo e constituído por protões que são partículas de carga eléctrica positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837 vezes superior a massa do electrão, por neutrões partículas sem carga e com massa ligeiramente superior a dos protões.
O átomo é electricamente neutro, por possuir números iguais de electrões e protões.